Classification périodique des éléments

1 Classification périodique des éléments chimiques

La classification périodique, la plus élaborée et la plus complète, a été proposée en 1869 par Dimitri Mendeleïev, chimiste russe. A l'époque, seul 66 éléments chimiques qui ont été connus. Mendeleïev a montré que les propriétés chimiques des éléments dépendaient directement de leur poids atomiques et qu'elles étaient des fonctions périodiques de ce poids. Il a classé les éléments par ordre croissant de leur masse atomique rassemblés dans une même colonne, de telle sorte que les atomes ayant des propriétés semblables se trouvent l'un en dessous de l'autre, formant ainsi une famille.

1.1 Principe de construction

Les éléments sont classés dans un tableau périodique constitué de lignes horizontales ou périodes en nombre de 7, et de rangées verticales ou colonne en nombre de 18, qui rendent compte de leur structure électronique fondamentale. Il a laissé des cases vides, qui seraient remplies par la suite, au fur et à mesure de la découverte des éléments correspondants. Les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant, actuellement (2005) il existe 115 éléments dont 92 sont naturels (de l’hydrogène à l’uranium exceptés deux : Technétium, Z = 43 et Prométhium, Z = 61) ; et le reste sont des éléments artificiels.

Le tableau de Mendeleïev est lié au remplissage successif des différentes sous-couches selon l’ordre dicté par la règle de Klechkowsky. Chaque période comporte des éléments dont la couche externe correspond à la même valeur du nombre quantique principal n. Elle débute par le remplissage de la sous – couche s et s’achève toujours par celui de la sous – couche p correspondante (à l’exception de la première période). Lorsque cette configuration est atteinte, la période est complète. la période est complète. Le dernier élément ainsi décrit étant un gaz rare de structure électronique ns²np⁶. Cette configuration constitue la configuration de cœur de la période suivante. 

En bleu + H + He : bloc électronique s : ns¹ à ns²
En orange et jaune : bloc électronique p : np¹ à np⁶
En vert : bloc électronique d : nd¹ à nd¹⁰
En mauve et violet : bloc électronique f : nf¹ à nf¹⁴
- Le tableau est divisé en lignes (périodes) qui correspondent aux couches remplies par les électrons.
Exemple : n = 3 (3ème ligne)
Na (3s¹) Mg (3s²) Al (3p¹) Ar (3p⁶)...
- Le tableau est divisé en colonnes (familles)

La structure du tableau périodique est liée au remplissage successif des différentes sous-couches selon l'ordre donné par la règle de Klechkowsky. Si désigne le gaz noble qui précède un élément dans le tableau périodique, les électrons de cœur symbolisés par sont responsables de la configuration électronique du gaz noble ; les autres forment les électrons de valence et sont décrits, selon la valeur de par la configuration externe du type :

                                                                                                    ou

• Les éléments d'une même colonne ont la même configuration électronique externe ;
• Les éléments d'une même période ont la même configuration de cœur, ;
• Le numéro (ou rang) d'une période est donnée par la valeur de (nombre quantique de l'état le plus externes occupé par les électrons de l'élément).
• Le numéro (ou rang) d'une colonne se relie aux coefficients de la configuration électronique externe.

,

1.2 Analyse des différentes lignes ou périodes

Chaque période (sauf la première, la plus courte : ₁H et ₂He) débute par le remplissage d'un alcalin (₃Li, ₁₁Na, ₃₇Rb, ₅₅Cs, ₈₇Fr, sous-couche externe en ns¹) et se termine par un gaz rare (₁₀Ne, ₁₈Ar, ₃₆Kr, ₅₄Xe, ₈₆Rn, ₁₁₈X, sous-couche externe en ns²np⁶). Le nombre quantique principal croît d'une unité lorsque l'on passe d'une période à une autre.
• La première période (n = 1) ne comprend que deux éléments car elle correspond au remplissage de la première couche qui ne contient que l'orbital 1s : ₁H 1s¹ et ₂He 1s².
• La deuxième période (n = 2) commence par le remplissage de l'orbitale 2s et se poursuit par celui des trois orbitales 2p . Il ya donc huit éléments depuis le lithium (₃Li) dont la configuration électronique de valence est , jusqu'au néon (₁₀Ne : 2s²2p⁶ ).
• La situation est tout à fait identique pour la troisième période (n = 3) dans laquelle les orbitales 3s (₁₁Na : 3s¹, ₁₂Mg : 3s²) et 3p (depuis ₁₃Al : 3s²3p¹ jusqu'à ₁₈Ar : 3s²3p⁶) sont successivement remplies. On peut remarquer que les OA 3d qui ont le même nombre quantique principal que les OA 3s ou 3p ne sont pas remplies dans cette période. En effet, la règle de Klechkowsky prévoit que leur remplissage est repoussé après celui de l'OA 4s.
• La quatrième période (n = 4) débute par le remplissage de la sous-couche 4s (₁₉K : 4s¹; ₂₀Ca : 4s² ) et se termine par celui de la sous-couche 4p (depuis ₃₁Ga : 4s²4p¹ jusqu'à ₃₆Kr : 4s²4p⁶). Entre ces deux groupes, se situe ce qu'on appelle une série de transition, qui correspond à l'occupation progressive des OA 3d . Cette première série de transition comprend 10 éléments (appelés métaux de transition) puisqu'il ya 5 OA d pouvant contenir chacune 2 électrons. On appelle métal de transition tout élément ayant une sous-couche électronique incomplète ou qui donne naissance à un ou plusieurs cations ayant une sous-couche incomplète, c'est- à- dire du type

Au total la quatrième période contient 18 éléments (2+10+6). Il faut noter, enfin, deux exceptions à la règle de Klechkowsky parmi cette première série des éléments de transition : c'est l'inversion de configuration pour le chrome (3d⁵4s¹ au lieu de 4s²3d⁴) et le cuivre (3d¹⁰4s¹ au lieu de 4s²3d⁹). Une des raisons de ces exceptions est liée au fait que les énergies des OA 4s et 3d et sont très voisines, si bien que le passage d'un électron du niveau 4s au niveau 3d est à priori peu coûteux en énergie.
• La structure de la cinquième période (n = 5) est identique à celle de la quatrième : elle débute par le remplissage de la sous-couche 5s (₃₇Rb : 5s¹; ₃₈Sr : 5s²), se termine par celui de la sous-couche 5p (de ₄₉In : 5s²5p¹ à ₅₄Xe : 5s²5p⁶) et, entre les deux, s'intercalent 10 éléments de transition correspondant au remplissage progressif de la sous-couche 4d (deuxième série des métaux de transition de ₃₉Y à ₄₈Cd). Les exceptions à la règle de Klechkowsky sont plus nombreuse dans cette série (₄₁Nb : 4d⁴5s¹ ; ₄₂Mo : 4d⁵5s¹; ₄₄Ru : 4d⁷5s¹; ₄₅Rh : 4d⁸5s¹; ₄₆Pd : 4d¹⁰5s⁰; ₄₇Ag : 4d¹⁰5s¹) car les énergies des orbitales 5s et 4d sont très proches. Il est alors difficile d'expliquer l'origine de toutes ces inversions par des arguments simples.
• La sixième période (n = 6) comprend deux séries de transitions : en effet, le remplissage de la sous-couche 6s (₅₅Cs : 6s¹; ₅₆Ba : 6s²) est suivi de celui des sous-couches 4f (série des lanthanides) et 5d (troisième série des métaux de transition), puis par celui de la sous-couche 6p (de ₈₁Tl 6s²6p¹ à ₈₆Rn 6s²6p⁶). La situation est compliquée par le fait que les deux séries de transition sont imbriquées : dans le lanthane (₅₇La : 5d¹6s²), un électron 5d occupe le niveau , mais les 14 éléments suivants correspondent au remplissage des 7 orbitales 4f. Ensuite seulement, le remplissage des orbitales 5d se poursuit avec 9 éléments (de l'hafnium ₇₂Hf : 5d²6s² au mercure ₈₀Hg : 5d¹⁰6s²). Dans cette période qui contient 32 éléments (2 + 14 + 10 + 6), on note quatre exceptions à la règle de Klechkowsky : ₅₇La : 4f⁰5d¹6s² ; ₆₄Gd : 4f⁷5d¹6s² ; ₇₈Pt : 4f¹⁴5d⁹6s¹ ; ₇₉Au : 4f¹⁴5d¹⁰6s¹.
• Enfin la septième période (n = 7) n'est pas complète dans le sens où tous les éléments susceptibles d'y être rencontré n'ont pas encore été observés expérimentalement. Dans cette période où les orbitales 7s, 6d (quatrième série des métaux de transition) et 5f (série des actinides) peuvent être occupées, les exceptions à la règle de Klechkowsky sont fréquentes, en raison de la proximité énergétique de ces orbitales.
Remarque : Il existe une relation simple entre le numéro d'une période et le nombre NE d'éléments qu'elle contient :

1.3 Analyse des différentes familles ou groupes

La notion de famille chimique (importance de la terminaison électronique) se traduit par la périodicité de certaines propriétés : densité électronique moyenne (= Z/volume de l'atome), potentiel de première ionisation, etc. Avant d'appréhender ce problème, nous allons préciser l'état standard des éléments.
L'état d'un élément à l'état standard est fonction des grandeurs thermodynamiques telles que la température et la pression. A l'état standard (T = 25 °C, p = 1 atm), 92 éléments du tableau périodique sont naturellement solides et 11 sont gazeux tandis que le mercure et le dibrome sont liquides.
La classification périodique comprend aussi 18 colonnes ou groupes. Les éléments appartenant à un même groupe ont même structure électronique externe. Les électrons externes étant responsables des propriétés chimiques, un groupe va constituer une famille d'éléments de propriétés chimiques voisines. Certaines familles portent des noms consacrés par l'usage. Les 18 colonnes sont réparties en 9 groupes suite au classement des colonnes dont les éléments ont même configuration électronique externe. 8 d'entre eux sont notés en chiffres romains I, II, III, ..., VIII et le 9ième groupe est noté 0 (zéro). Le groupe 0 constitue les éléments chimiques des gaz rares de configuration électronique de la couche périphérique ns²np⁶. Les groupes allant de I à VII sont divisés chacun en deux sous groupes. Le premier est indexé de la lettre A et le second de la lettre B. On aura ainsi 14 sous groupes notés IA, IIA, ... ,VIIA et IB, IIB, ... ,VIIB. Chacun de ces groupes correspond à une colonne donnée.
Groupe A : Remplissage de la sous – couche s ou s et p.
Groupe B : Remplissage de la sous – couche s et d.
Le groupe VIII est formé de trois colonnes voisines appelées triades. Ces éléments possèdent des propriétés physico – chimiques analogues dans le sens horizontal et vertical. Ils jouent un rôle très important en catalyse hétérogène.
Groupe 1 : en ns¹, famille des métaux alcalins (du ₃Li : 2s¹ au ₈₇Fr : 7s¹), sauf l'hydrogène ;
Groupe 2 : en ns², famille des métaux alcalino-terreux (du ₄Be : 2s² au ₈₈Ra : 7s²) ;
Groupe 16 : en ns²p⁴, familles des chalcogènes (du ₈O : 2s²2p⁴ au ₈₄Po : 6s²6p⁴) ;
Groupe 17 : en ns²p⁵, familles des halogènes (du ₉F : 2s²2p⁵ au ₈₅At : 6s²6p⁵) ;
Groupe 18 : en ns²p⁶, familles des gaz rares (du ₁₀Ne : 2s²2p⁶ au ₈₆Rn : 6s²6p⁶), sauf ₂He;
Groupe 8-9-10 : en

appelé groupe des triades.

1.4 Description selon les blocs

On peut aussi avoir une vision de la classification périodique en termes de blocs, car il apparaît comme étant un assemblage de quatre blocs correspondant au remplissage progressif des sous - couches s, p, d et f.
• Bloc s : [(n-2)f^xns², x = 1.....14]. Il est constitué des groupes 1 et 2 des métaux alcalins et des métaux alcalino-terreux, et sont caractérisés par une tendance à céder facilement leurs électrons externes et acquérir ainsi une structure de gaz rare. Ces éléments ont un caractère métallique très marqué. Ils sont très électropositifs car ils ont une forte tendance à céder facilement leurs électrons pour acquérir la configuration du gaz rare qui les précède et donner un cation. D'où le caractère réducteur de ces familles et des états d'oxydation respectivement +1 et +2. Ces caractères augmentent dans le tableau périodique en descendant dans la colonne de haut en bas et de gauche à droite dans la période.
Les alcalins sont situés à l'extrême gauche du tableau périodique, ils :
- sont tous des métaux,
- n'ont qu'un électron de valence (famille IA),
- auront tendance à donner facilement cet électron pour saturer le niveau d'énergie et à former un cation de charge +1 : Li⁺, Na⁺, K⁺,... M → M⁺ + 1 e^-.
L'hydrogène se trouve dans la première colonne (groupe IA) mais il n'est pas considéré comme un alcalin, en effet ses propriétés chimiques différent nettement d'un alcalin. C'est l'élément le plus léger : il n'est formé que d'un proton et d'un électron. C'est l'élément le plus commun dans l'univers.
Les alcalino – terreux possèdent deux électrons de valence (famille IIA). Ils auront tendance à donner facilement deux électrons pour saturer le niveau d'énergie et à former un cation de charge +2 : Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺,... M → M²⁺ + 2 e^-.
Ces éléments ne se trouvent jamais sous forme métallique libre dans la nature car comme les alcalins, ils sont très réactifs et réagissent moins violemment que les alcalins.
L'hélium : Bien qu'appartenant au bloc s (1s²), celui – ci est placé dans le bloc p car il possède les propriétés des gaz rares.
• Bloc p : [ns²np^x, x = 1,....,6]. Il est constitué des groupes 13 à 18. A l'exception des gaz rares, les éléments de ce bloc peuvent avoir plusieurs états d'oxydation, mais chaque groupe demeure caractériser par un degré d'oxydation usuel. Le bloc p est constitué des sous groupes IIIA à VII_A et du groupe 0 et il regroupe les familles suivantes :
- Sous groupes III_A et IV_A : les éléments de ces deux familles (B, Al... et C, Si...) forment des composés covalent. Ils sont pour la plupart des « non métaux », mais le caractère métallique croit de droite à gauche et de haut en bas de la classification périodique.
- Les terreux constituent la famille du bore et comportent 3 électrons de valence (famille III_A). Ils auront tendance à donner facilement 3 électrons pour saturer le niveau d'énergie et à former un cation de charge +3 : B³⁺, Al³⁺,...
- Les carbonides : c'est la famille du carbone. Ses éléments possèdent tous 4 électrons de valence (famille IVA) donc ils peuvent en céder ou en attirer pour se saturer et former un cation de charge +4 ou un anion de charge -4. Le carbone C, le silicium Si et le germanium Ge sont des métalloïdes. L'étain Sn et le plomb Pb sont des métaux.
- Les azotides possèdent 5 électrons de valence (famille V_A). Ils auront tendance à attirer 3 électrons pour obéir à la règle de l'octet et à former un anion de charge -3 : N^3-, P^3-,... Les éléments les plus importants sont l'azote et le phosphore, éléments essentiels à la vie des animaux et des végétaux et dont nombreux de leurs composés ont des applications importantes.
- Les sous groupes VI_A et VII_A constituent respectivement les familles des chalcogènes (ou sulfurides O, S,...) et des halogènes (F, Cl, Br,...). Les halogènes réagissent violemment. Ce sont des substances colorés qui forment des sels avec des bases et qui forment des acides avec l'hydrogène. Halogène veut dire : générateur de sels. Les éléments de ces deux familles ont tendance à former des anions par gain respectivement de deux électrons et d'un électron ; d'où leur caractère oxydant et électronégatifs. Ces caractères augmentent de bas en haut dans une colonne et de gauche à droite dans une période du tableau périodique. Les sulfurides possèdent 6 électrons de valence ; ils auront tendance à attirer 2 électrons pour obéir à la règle de l'octet et à former un anion de charge -2 : O^2-, S^2-,... X + 2 e^- → X^2-. Les sulfurides prennent 2 électrons à ceux qui s'y risquent. Ils font des liens ioniques avec les autres familles de la région des métaux, aussi bien que des liens covalents avec les non métaux. Les halogènes ont tous 7 électrons de valence ; ils ont tendance à attirer un électron pour obéir à la règle de l'octet et à former un anion de charge -1 : F^-, Cl^-,... X + e^- → X^-.
- Le groupe 0 rassemble la famille des gaz rares (He, Ne, Ar,...). Ils possèdent 8 électrons de valence sauf l'hélium. Ils sont très stables dans la nature et ont un degré d'oxydation nul et ne sont pas intéressés à donner ou à recevoir des électrons. Ils présentent une grande inertie chimique, et ne donnent pratiquement aucune réaction. On les appelle parfois gaz nobles car ils refusent de se mêler aux autres éléments dans les composés chimiques. Ils semblent même répugner à s'unir entre atome du même élément puisqu'il s'agit de gaz monoatomiques. Mais on sait maintenant qu'ils peuvent néanmoins réagir avec d'autres gaz. Ils ne se retrouvent jamais sous forme de composés. Ils sont incolores naturellement. Dans un tube sous vide et traversé d'un courant électrique, ils ont une couleur particulière. Ce sont les seuls gaz monoatomiques, tous les autres gaz ont des molécules diatomiques c'est – à – dire qu'il y a deux atomes d'un même élément qui composent la molécule. La source des gaz rares est l'air.
• Bloc d : [(n-1)d^xns², x = 1.....10]. Il est constitué des groupes 3 à 12 ; soit des éléments des sous groupes III_B à II_B : ce sont des métaux. Les éléments de ce bloc sont de configuration électronique externe du type ns²(n-1)d^z, 1≤ z ≤10 et sont connus sous le nom d'éléments de transition, puisqu'une fois l'orbitale ns remplie, on transite par la sous-couche (n-1)d qu'il faut peupler avant d'entamer le remplissage du niveau . Ils ne diffèrent que par le nombre d'électrons sur le niveau profond d. Ils manifestent des degrés d'oxydation positifs et variables entre 0 et 7. Ce bloc est constitué de 3 séries pleines de 10 éléments chacune et une quatrième série incomplète. Tous les éléments sont des métaux et ont, pour la plupart, tendance à s'unir entre eux, ou encore avec des composés d'autres pour former ce que l'on appelle des alliages.
- Les triades (éléments des sous - groupes VIII_B) font partis aussi des éléments de transition.
- Les éléments des colonnes 6 à 10 admettent des exceptions à la règle de Klechkowsky et ont respectivement une structure électronique externe ns¹(n – 1)d⁵ et ns¹(n – 1)d¹⁰.
- Les métaux donnent des cations, leurs oxydes sont basiques. Un métal est brillant (éclat métallique), bon conducteur de chaleur et d'électricité, malléable et ductile, donneur d'électrons qui réagit avec les acides, solide à température et pression habituelles (sauf le mercure Hg). Un élément est métallique si le nombre d'électrons de sa couche de n le plus élevé est inférieur ou égal au numéro de sa période (sauf H et Ge).
- Les non métaux donnent des anions, leurs oxydes sont acides. Ils ont un aspect terne (sans éclat), mauvais conducteurs de chaleur et d'électricité et sont fréquemment des gaz ou des liquides.
- Les métalloïdes sont des éléments intermédiaires entre les métaux et les gaz rares. Ils sont difficiles à classer comme métal ou non métal, ils sont à la frontière qui sépare les métaux des non métaux. Ils ressemblent aux non métaux par certaines propriétés mais sont de faibles conducteurs (semi – conducteur)
• Bloc f : [(n-2)f^x ns², x = 1....14]. Il est constitué de deux séries de 14 éléments chacune. Il comporte deux familles où les élément diffèrent simplement par le remplissage des sous – couches (n – 2)f : Les lanthanides correspondent au remplissage de la sous-couche 4f et les actinides ou transuraniens à celle de la sous - couche 5f. Les actinides sont moins connus et moins étudiés que les lanthanides. L'ensemble de ces éléments présente le degré d'oxydation usuelle +III. Mais certains d'entre eux présentent en plus le degré +II ou +IV s'il conduit à une sous-couche f totalement pleine ou à moitié remplie.
- Les éléments 57 et 89 correspondant respectivement au lanthane et à l'actinium présentent des exceptions à la règle de Klechkowsky. Leurs structures réelles sont respectivement [Xe]6s²5d¹ et [Rn]7s²6d¹. A ce titre, ils sont les premiers des blocs 5d et 6d.
- Les éléments suivants, Z = 58 et Z = 90 font partie des exceptions de la règle et ont une structure électronique [Xe]6s²4f¹5d¹ et [Rn]7s²5f⁰6d² au lieu de [Xe]6s²4f² et [Rn]7s²5f².
- Comme la sous – couche 4f peut contenir 14 éléments au maximum on aura en tout 14 éléments à placer. Pour bien faire il aurait fallu imaginer une classification périodique avec, non pas 18 colonnes, mais plutôt 32 colonnes. Pour des raisons de commodité, on a préféré désolidariser ce bloc de 14 éléments (pour la sous – couche 4f seulement). C'est pour cette raison qu'on rencontre le bloc f placé en dessous des trois blocs accolés s, p et d.
- Les lanthanides font partie, en chimie inorganique, des « terres rares ». Ils sont utilisés dans les écrans de télévision couleur, afin de donner l'effet de couleur ; On les rencontre aussi dans les pierres de briquets.

Description du tableau périodique selon les blocs : présentation avec le schéma de la dernière sous - couche pour chaque élément.

Bloc s                                                    Bloc d                                             Bloc p

Bloc f

1.5 Utilisation du tableau périodique

a) Détermination d'une configuration électronique d'un élément :
Exemple : déterminer le numéro atomique de l'iode qui se trouve dans la colonne VII_A et la 5^ème période.
Colonne VII_A ; c'est – à – dire il y'a 7 électrons de valence sur la couche périphérique formée des sous – couches s et p.
5^ème période ; c'est – à – dire le numéro de la couche n est égal à 5.
La configuration électronique de cet élément sera alors : ₃₆[Kr]5s²4d¹⁰5p⁵.
Donc Z = 36 + 10 + 2 + 5 = 53 soit une configuration électronique complète : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁵.
b) Détermination du numéro atomique d'un élément en fonction de sa place dans le tableau :
Exemple : Quel est le numéro atomique de l'argent sachant qu'il se situe dans la 5^ème période et la 11^ème colonne?
La première ligne contient deux éléments, les 2^ème et 3^ème lignes contiennent 8 éléments, la 4^ème contient 18 éléments puisque c'est à partir de cette période qu'on commence à remplir le bloc d.
Dans ces 4 premières on range donc : 2 + 2 x 8 + 18 = 36 éléments.
11^ème colonne : c'est – à – dire 11 éléments après le 36^ème élément d'où 36 + 11 = 47.
Conclusion : L'argent est le 47^ème élément de la classification périodique. Comme cette classification est en fonction de Z croissant, le numéro atomique de l'argent est : Z = 47.
c) Détermination de la place d'un élément à partir de sa configuration :
Exemple : Un élément a la configuration électronique suivante : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p². Quel est la place de cet élément?
Cet élément a un numéro atomique Z = 32 car la somme des électrons est égale à 32.
La configuration électronique de la couche périphérique est 4s²4p². Donc cet élément se trouve :
- Dans la 4^ème période car n = 4 ;
- Dans une colonne A car la sous – couche p n'est pas encore saturée ;
- IV_A car le nombre d'électrons de valence est de 4 (2 sur s et 2 sur p) ;
- 14^ème colonne car la sous – couche 3d est saturée et les éléments de cette sous – couche se situent dans la période 4 du tableau périodique : 10 + 4 = 14.
- En résumé, cet élément se place dans le tableau périodique à la 14ème colonne (IV_A) et à la 4^ème période. Il correspond au Germanium.

1.6 Evolution des propriétés physiques et chimiques

La réactivité d'un atome dépend de :
- Sa taille c'est – à – dire son rayon atomique ;
- Sa structure électronique de la couche électronique externe.
L'atome a toujours tendance à atteindre la configuration électronique du gaz rare le plus proche en fixant ou en perdant des électrons.
a) Evolution des rayons atomiques (r_at) :
Le rayon d'un atome ne peut être défini que si l'atome est engagé dans une molécule. Il dépend de la nature des liaisons et des proches voisins. Le rayon atomique est la demi-distance entre les noyaux des deux atomes dans une liaison covalente simple. Rappelons qu'il s'agit de la distance ρ pour laquelle la densité de probabilité radiale associée aux électrons les plus externes est maximale, et que son expression en fonction de n et de Z* la charge effective est :

avec a₀ = 52,9 pm.

On peut assimiler en première approximation le rayon de l'orbitale atomique la plus externe au rayon externe, puisqu'il représente la distance la plus probable pour les électrons les plus externes. Cette formule est applicable aux atomes ainsi qu'aux ions positifs et négatifs. Z* est calculé de la manière suivante :

σ : la somme des coefficients d'écran exercé sur l'électron i par les électrons j situés sur la même sous-couche ou des sous-couches plus profondes, σ_ij dépend de l.

• Suivant une période r_at, décroît quand Z croît : l'addition d'un électron supplémentaire s ou p sur une sous-couche insaturée change faiblement le coefficient d'écran correspondant, donc la charge effective Z* croît (l'effet d'écran des électrons des éléments de la même période est très faible), et l'attraction électrostatique est de plus en plus forte, donc r_at décroît.
• Suivant un groupe, r_at croît quand Z croît : il s'agit d'une évolution normale, puisque le changement de période implique la présence de 8 ou 18 électrons supplémentaires qui font écran en diminuant Z* en valeur relative. De haut en bas, le rayon augmente. Ceci s'explique par deux effets antagonistes :
- Augmentation de la charge effective Z* (l'effet d'écran des électrons des couches de rang inférieur est important), ce qui tend à la diminution du rayon du fait des forces attractives de Coulomb ;
- Passage à des couches de nombre quantique supérieur, ce qui augmente l'extension des orbitales des électrons périphériques.
Donc l'atome est d'autant plus petit qu'on se déplace en haut à droite.... (L'hélium est l'atome le plus petit).

Remarques :
• Dans une série isoélectronique, les anions sont plus gros que les cations, et d'autant plus gros que leur charge est élevée. Les cations sont d'autant plus petits que leur charge est élevée.
• Un cation est plus petit que l'atome neutre correspondant (r_Li = 155pm, r_Li+ = 68pm).
• Un anion est plus gros que l'atome neutre correspondant (r_Cl = 99pm; r_Cl- = 181pm).
b) Potentiel ou énergie d'ionisation (E.I.) :
Cette énergie correspond à l'énergie minimale qu'il faut fournir à un atome gazeux, à l'état fondamental, donc énergie comptée positivement, pour lui arracher un électron. Soit le processus :
A → A⁺ + e^-.

Dans une période l'énergie d'ionisation augmente avec Z et dans un groupe, elle diminue quand Z augmente (effet d'écran).
Si la particule est un atome neutre, cette énergie correspond à l'énergie de première ionisation EI₁. Si la particule est un cation monovalent c'est l'énergie de deuxième ionisation EI₂...
c) Affinité électronique ou capture d'électrons :
C'est l'énergie qui est mise en œuvre pour fixer un électron sur un atome neutre à l'état gazeux. Soit le processus :
A + e^- → A^- E_ae ou E_ce
L'affinité électronique peut être positive ou négative selon la nature de l'atome.
Période : E_ce augmente lorsque Z augmente (charge du noyau)
Colonne : E_ce diminue lorsque Z augmente (effet d'écran)
Exemple:

Conclusion : Dans le tableau périodique, Ece augmente dans le sens « Nord - Est ».
NB : EI et E_ce sont déterminés sur l'atome (ion) isolé à l'état gazeux.
d) Electronégativité :
Définition : grandeur sans dimension liée à la tendance pour un atome à :
- garder ses propres électrons
- attirer les électrons des atomes avec lesquels il forme des liaisons

Χ_A > Χ_B : A est plus électronégatif que B ou A est moins électropositif que B
• Echelles d'électronégativité :
- Mulliken
Χ = 0,5(EI + AE) exprimée en eV.atome^-1 où EI désigne l'énergie de première ionisation de l'atome et AE ou E_ae son affinité électronique.
- Pauling
Pauling a élargi l'échelle d'électronégativité à un nombre plus élevé d'éléments en se basant sur les énergies de dissociation des molécules diatomiques. L'écart des électronégativités entre deux atomes A et B est la racine carrée de la différence entre l'énergie de dissociation de la molécule AB (B est plus électronégatif que A) et la moyenne des énergies de dissociation des molécules AA et BB.
Lorsque les énergies sont exprimées en kJ/mole, la différence d'électronégativité est :

Lorsqu'elles sont exprimées en kcal/mole, la relation d'électronégativité devient :

Il fallait choisir une origine, le fluor étant l'élément le plus électronégatif, Χ_F = 4
Exemple :

Χ_F - Χ_H = 1.79 d'où Χ_H = 2.21
NB :
- La classification des Χ est conservée quelle que soit l'échelle
- Χ varie entre 0,7 (Francium) et 4 (Fluor)
Conclusion : Dans le tableau périodique, Χ augmente dans le sens « Nord - Est ».
Classification
On classe les éléments selon les valeurs de Χ :
- métal : Χ < 1,8 Exemple : Na (s), Al (p), Fe (d), U (f)...
- éléments intermédiaires : 1,8 < Χ < 2,2 Ex : Si, Te...
- non métal : Χ  > 2,2 Exemple : C, N, O, Cl...